Nitrogén

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
7 szénnitrogénoxigén
-

N

P
Általános
Név, vegyjel, rendszám nitrogén, N, 7
Elemi sorozat nemfémek
Csoport, periódus, mező 15, 2, p
Megjelenés színtelen
N,7.jpg
Atomtömeg 14,00643–14,00728 g/mol[1]
Elektronszerkezet [He] 2s2 2p3
Elektronok héjanként 2, 5
Electron shell 007 Nitrogen - no label.svg
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot gáz
Sűrűség (0 °C, 101,325 kPa)
1,2506 g/l
Hármaspont 63,18 K, 12 600 Pa
Olvadáspont 63,14 K
(-210 °C, - °F)
Forráspont 77,35 K
(-195,8 °C, - °F)
Olvadáshő\Delta_{fus}{H}^\ominus (N2) 0,3604 kJ/mol
Párolgáshő \Delta_{vap}{H}^\ominus (N2) 2,7928 kJ/mol
Moláris hőkapacitás (25 °C) (N2)
29,124 J/(mol·K)
Gőznyomás
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 37 41 46 53 62 77
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet hexagonális
Hexagonal.svg
Oxidációs szám ±3, 5, 4, 2 (erős sav)
Elektronegativitás 3,04 (Pauling-skála)
Ionizációs energia 1.: 1402,3 kJ/mol
2.: 2856 kJ/mol
3.: 4578 kJ/mol
Atomsugár - pm
Atomsugár (számított) - pm
Kovalens sugár 71±1 pm
Van der Waals-sugár 155 pm
Egyebek
Mágnesség diamágneses
Hőmérséklet-vezetési tényező (300 K) 25,98 mW/(m·K)
Hangsebesség (gáz, 27 °C) 334 m/s
CAS-szám 7727-37-9
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A nitrogén izotópjai
Izotóp t.e. felezési idő B.m. B.e. (MeV) B.t.
13N mest. 9,965 perc ε 2,220 13C
14N 99,634% N stabil 7 neutronnal
15N 0,366% N stabil 8 neutronnal
Hivatkozások

A nitrogén a periódusos rendszer V.A csoportjába tartozó nemfémes elemek egyike. Rendszáma 7, vegyjele N. Vegyértékelektron-szerkezete 2s22p3. A nitrogén elemi állapotban színtelen, szagtalan, íztelen, kevéssé reakcióképes kétatomos gáz. A Föld légkörének 78,09 térfogatszázalékát alkotja. A nitrogént 1772-ben fedezte fel Daniel Rutherford skót orvos, mikor rájött, hogy a levegőből elkülöníthető.

A nitrogén az univerzumban gyakran előforduló elem, becslések szerint a galaxisunkban és a Naprendszerben a hetedik leggyakoribb elem. A szupernóvákban szén és hidrogén fúziójával szintetizálódik. Az elemi nitrogén, illetve a hidrogénnel és oxigénnel alkotott vegyületei illékonyságuk miatt sokkal kevésbé gyakoriak a Naprendszer belső kőzetbolygóin; egészében véve a nitrogén viszonylag ritka elem a Földön. Azonban – mint a Földön – a nitrogén és vegyületei gáz halmazállapotban gyakran előfordulnak a légkörrel rendelkező bolygók és holdak atmoszférájában.

Számos iparilag fontos vegyület, mint például az ammónia, a salétromsav, a szerves nitrátok (hajtógázok és robbanóanyagok), és a cianidok is tartalmaznak nitrogént. Az elemi nitrogénben lévő rendkívül erős kötés meghatározó jelleggel bír; nehézséget okoz az organizmusoknak és az iparnak egyaránt, hogy a N2 gázt hasznos vegyületekké alakítsa, ugyanakkor gyakran hasznos, nagy mennyiségű energia szabadul fel, amikor ezek a vegyületek elégnek, felrobbannak, vagy nitrogéngázra bomlanak vissza. A szintetikusan előállított ammónia és nitrátok kulcsfontosságú ipari műtrágyák; a nitrát műtrágyák a legfőbb szennyező anyagok, melyek a vizek eutrofizációját okozzák.

A legfőbb felhasználási területeken kívül a nitrogénvegyületek sokoldalú szerves anyagok. A nitrogén alkotóeleme olyan változatos anyagoknak, mint a kevlár szövet és cianoakrilát ragasztó. A nitrogén összetevője minden nagyobb farmakológiai gyógyszer osztály – beleértve az antibiotikumok – molekuláinak is. Számos készítmény elő-gyógyszere, vagy imitációja a természetes nitrogéntartalmú jelző molekuláknak: például a szerves nitrátok közé tartozó nitroglicerin és a nitroprusszid képes a vérnyomás kontrollálására, mert azok metabolitja a természetes nitrogén-monoxid. A növényi alkaloidok (gyakran a növény védelmére szolgáló vegyületek) is tartalmaznak nitrogént, így sok jelentős nitrogéntartalmú gyógyszer – mint például a koffein és a morfin – hatással van az állati neurotranszmitterek receptoraira.

Nitrogén előfordul minden élő szervezetben, elsősorban az aminosavakban (és így fehérjékben), valamint a nukleinsavakban (DNS és RNS). Az emberi test mintegy 3 tömegszázalék nitrogént tartalmaz, ezzel az oxigén, a szén és a hidrogén után a negyedik leggyakoribb elem az emberi testben. Az elem mozgását a levegőből a bioszférába és a szerves vegyületekbe, majd onnan vissza a légkörbe, a nitrogén ciklus írja le.

Története és etimológiája[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Nitrogén töltetű kisülési cső

Régi magyar neve: légeny[2] vagy azót.[3]

A nitrogént hivatalosan Daniel Rutherford skót orvos fedezte fel 1772-ben, aki „kártékony levegőnek” (noxious air) vagy „rögzített levegőnek” (fixed air) nevezte azt.[4][5] Rutherford számára ismert volt az a tény, hogy a levegő olyan összetevője, amely nem táplálja az égést. Körülbelül ugyanabban az időben Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish, és Joseph Priestley is vizsgálta nitrogént; ők „megégett levegőként” vagy „flogisztikálódott levegőként” utaltak rá. A nitrogéngáz eléggé közömbös volt, belélegezvén az állatok elpusztultak, és a tűz kialudt benne; így Antoine Lavoisier úgy hivatkozott rá, mint „fojtó levegő” illetve „azote”; a görög ἄζωτος (azotos) szó után, melynek jelentése élettelen.[6] Lavoisier kifejezése a nitrogénre széles körben elterjedt; Magyarországon az „azotum”, „azót” kifejezésekkel illették, olyan szavak mellett, mint a „fojtós matéria, „fojtószer” és „fullasztó”.[2] A nyelvújítás idején, a magyar kémiai műnyelv létrehozására irányuló erőltetett törekvések vezettek a „légeny” szó megszületéséhez; ám ez sok más szóval egyetemben nem honosodott meg, a tudomány képviselői idővel visszatértek a nemzetközi kifejezésekre.[2]

A ma is használatos nitrogén elnevezés a francia nitrogène szóból származik, amelyet 1790-ben alkotott meg Jean-Antoine Chaptal (1756-1832) francia kémikus, a görög nitron (nátrium-karbonát) és a francia gène (termelő) szavakból. A nitrogént megtalálták a salétromsavban; Chaptal felfogása szerint a nitrogéngáz a salétromsav alapvető része volt.[7] (A salétromsav salétromból (kálium-nitrát) származtatható, melynek régebbi elnevezését (nitre) nátrium vegyületekre is használták).[forrás?]

A nitrogén vegyületei már a középkorban is jól ismertek voltak. Az alkimisták a salétromsavat aqua fortis (erős víz) néven ismerték. A salétromsav és a sósav elegyének neve aqua regia (királyvíz) volt, mert arról volt híres, hogy feloldotta az aranyat (a fémek királyát). A legkorábban katonai, ipari, és mezőgazdasági célokra felhasznált nitrogénvegyület a salétrom volt (nátrium-nitrát és kálium-nitrát), elsősorban puskaporként, majd műtrágyaként hasznosították. 1910-ben John William Strutt felfedezte, hogy egy elektromos kisülés a nitrogéngázban „sárga fényben ragyogó, örvénylő felhő” formájában „aktív nitrogént” eredményez, amely egy egyatomos allotróp módosulatnak tekinthető. Az aktív nitrogén reagált a higannyal, robbanásveszélyes higany-nitridet alkotva.[8]

Előállítása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A nitrogéngáz ipari gáz, amelyet cseppfolyós levegőből frakcionált desztillációval, vagy gáz-halmazállapotú levegőből mechanikus úton állítanak elő (pl. túlnyomásos fordított ozmózisos membrán, vagy nyomás adszorpció (pressure swing adsorption) révén). A kereskedelmi nitrogén gyakran az acélgyártáshoz szükséges oxigén-koncentrációt megteremtő ipari levegő-feldolgozás mellékterméke. Palackba sűrítve gyakran nevezik OFN-nek (oxigénmentes nitrogén).[9]

Laboratóriumi körülmények között előállítható például ammónium-nitrit hevítésével,[forrás?] vagy ammónium-klorid vizes oldatának és nátrium-nitrit reakciójával.[10]

\mathrm{NH_4 NO_2\ \rightarrow\  N_2\ +\ 2\ H_2 O}
\mathrm{NH_4 Cl \left( aq \right)\ +\ NaNO_2 \left( aq \right)\ \rightarrow\  N_2 \left( g \right)\ +\ NaCl \left( aq \right)\ +\ 2\ H_2 O \left( f \right)}

Ez utóbbi reakcióban kis mennyiségben NO és HNO3 szennyeződés is keletkezik. A szennyeződések eltávolíthatók, ha a gázt kálium-dikromát tartalmú vizes kénsav oldaton vezetik át.[10] Nagyon tiszta nitrogén állítható elő bárium-azid vagy nátrium-azid termikus bontásával.[11]

\mathrm{2\ NaN_3\ \rightarrow\  2\ Na\ +\ 3\ N_2}

Tulajdonságai[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A nitrogén elektronszerkezete

A nitrogén nagy elektronegativitású (3,04)[12] nemfémes elem. Vegyértékhéján öt elektron található, ennek következtében a legtöbb vegyületében három vegyértékű. Molekulája kétatomos (N2), benne háromszoros kovalens kötés van, melyből egy szigma-kötés és kettő pi-kötés. Ez a hármas kötés az egyik legerősebb. Nem táplálja az égést. Ennek a kötésnek az erőssége meghatározó a természeti és az emberi gazdasági tevékenységek szempontjából; mert megnehezíti a nitrogéngáz más vegyületekké alakítását, de megkönnyíti azok ismételt N2 gázzá alakítását (ez nagy energiafelszabadulással jár).

Légköri nyomáson a molekuláris nitrogén forráspontja 77 K (−195,79 °C); olvadáspontja pedig 63 K (−210,01 °C);[13] szilárd halmazállapotban allotróp kristályszerkezete béta hexagonális. 35,4 K (−237,6 °C) alatt a nitrogén köbös kristályszerkezetű allotróp módosulatként van jelen (úgynevezett alfa-fázis).[14] A cseppfolyós nitrogén, egy a vízhez hasonló megjelenésű folyadék, ismert kriogén anyag; sűrűsége a vízének 80,8 százaléka (a folyékony nitrogén sűrűsége a forrásponti hőmérsékleten 0,808 g/ml).[15]

A nitrogén kettőnél több atomot tartalmazó allotróp módosulatait, mint például az N3 és N4, laboratóriumban sikerült előállítani.[16] Rendkívül magas nyomáson (1,1·106) és magas hőmérsékleten (2000 K), a nitrogén egyszeres kötésű esetlen, köbös kristályszerkezetté polimerizálódik. (Ilyen körülményeket gyémánt üllővel (diamond anvil cell) lehet előállítani). Ez a struktúra nagyon hasonló a gyémántéhoz, mindkettő rendkívül erős kovalens kötéseket tartalmaz; ezért az N4 beceneve a „nitrogén gyémánt”.[17]

Egyéb (még nem szintetizált) allotrópjai közé tartozik a hexazin (N6, a benzolgyűrű analógiája),[18] és az oktaazakubán (N8, a kubán analógiája).[19] Az előbbiről azt feltételezik, hogy rendkívül instabil; míg az utóbbi az előrejelzések szerint kinetikailag stabil, a molekula szimmetriájából adódóan.[20]

Izotópjai[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A CNO-ciklus áttekintése

A nitrogénnek két stabil izotópja létezik: 14N és 15N. Messze a leggyakoribb a nitrogén-14 (99,634 %), amely a csillagokban termelődik a CNO-ciklus során. A tíz szintetizált izotóp közül a 13N felezési ideje durván tíz perc, míg a többi nem-stabil izotópé másodperc nagyságrendű.[21]

A biológiailag közvetített reakciók (pl.: asszimiláció, nitrifikáció és denitrifikáció) határozott ellenőrzés alatt tartják a talaj nitrogén dinamikáját. Ezek a reakciók általában a talaj 15N dúsulását, és a termékek kimerülését eredményezik.[22]

A Föld légkörében lévő molekuláris nitrogén egy kis része (0,73 %) a 14N15N izotopológ (ez tehát két különböző nuklidot tartalmazó nitrogénmolekula); míg a fennmaradó rész szinte teljes egészében 14N2.[23]

A 16N radioizotóp a domináns radionuklid a nyomottvizes illetve a forralóvizes reaktorok hűtőfolyadékában, azok normál működése esetén. A vízben lévő oxigén-16-ból keletkezik (n,p) reakció révén. Rövid, körülbelül 7,1 másodperces felezési ideje van,[21] de miközben oxigén-16-á bomlik vissza, nagy energiájú (5–7 MeV) gamma-sugárzást bocsát ki.[21][24] Emiatt a nyomottvizes reaktor primer hűtőközegének hozzáférhetőségét a reaktor működése alatt korlátozni kell. A nitrogén-16 az egyik legfontosabb alkalmazott eszköz, amellyel a primer hűtőkör szekunder gőzkörbe való csekély szivárgását is azonnal észlelni lehet.[24]

Hasonlóképpen korlátozni kell működés közben a forralóvizes reaktorú atomerőmű gőzköreinek bármelyikének összetevőihez való hozzáférést. A kondenzátorból származó kondenzátumot általában tíz percig állni hagyják, hogy lehetővé tegyék a nitrogén-16 elbomlását. Ez szükségtelenné teszi a tápvíz csővezetékek és szivattyúk leárnyékolását, és a hozzáférésük korlátozását.[forrás?]

Elektromágneses spektruma[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Egy üvegcse ultratiszta, izzó nitrogéngáz (N2)

A molekuláris nitrogén (14N2) nagy mértékben átlátszó az infravörös és látható tartománybeli sugárzás számára, mivel a dipólusmomentuma nulla, és így nem tud kölcsönhatásba lépni az ilyen hullámhosszúságú elektromágneses sugárzással. Ugyanakkor jelentős abszorpció figyelhető meg extrém ultraibolya hullámhosszokon,[25] mintegy 100 nanométertől kezdődően. Ez szorosan összefügg a molekula olyan állapotai közötti elektron-átmenetekkel, melyek során az elektronok nem egyenlő mértékben oszlanak meg az atomok között. A nitrogén abszorpciója vezet a Föld, illetve más bolygók felső légkörében az ultraibolya sugárzás jelentős elnyeléséhez. Ez a jelenség megvédi a földi életet a halálos sugárzásoktól, azonban zavaró körülmény a csillagászati képalkotások során.[26] Hasonló okokból a tiszta molekuláris nitrogén lézerek jellemzően az ultraibolya tartományban bocsátanak ki fényt.

A nitrogén hozzájárul a sarki fény kialakulásához, annak révén, hogy nagy-energiájú elektromágneses sugárzás hatására a nitrogén elektronjai magasabb héjakra ugranak (az atom gerjesztett állapotba kerül), majd innen fénykibocsátás mellett alapállapotba kerül vissza (az elektronok alacsonyabb héjakra ugranak).[27] A Föld felső légkörének kék ragyogását (földfény), és a légkörbe belépő űrhajók ablakában látszódó kékes izzást jellemzően nem a molekuláris nitrogén, hanem az oxigénnel egyesülő szabad nitrogénatomok okozzák, mely folyamatban nitrogén-monoxidot (NO) képeznek.[forrás?]

A nitrogéngáz is mutat szcintillációt.

A nitrogén spektruma

Reakciói[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Az N2 szerkezete

A nitrogén standard hőmérsékleten és nyomáson általában véve nem reakcióképes elem. A nitrogéngáz csak kevés vegyülettel reagál spontán, ellenáll a savaknak és bázisoknak, valamint az oxidálószereknek és a legtöbb redukálószernek. Kivételt képez a lítium, amellyel a nitrogén szobahőmérsékleten is reagál; így lítium-nitrid (Li3N) képződik:[28]

\mathrm{6\ Li\ +\ N_2\ \rightarrow\ 2\ Li_3 N}

A magnézium is reakcióba lép a nitrogénnel, magnézium-nitridet képezve.[forrás?]

\mathrm{6\ Mg\ +\ N_2\ \rightarrow\ 2\ Mg_3 N_2}

Égése a természetben a villámláskor játszódik le; a nitrogén magas, körülbelül 3000 °C hőmérsékleten egyesül az oxigénnel (lent). A nitrogén-monoxid azonban keletkezhet tüzelési folyamatokban;[29] illetve enzimatikus segítséggel szintetizálódhat az emlősök és a primitív élőlények sejtjeiben is.[30]

\mathrm{N_2\ +\ O_2\ \rightarrow\ 2\ NO}
A [Ru(NH3)5(N2)]2+ szerkezete

A N2 számos adduktumot képez az átmenetifémekkel. Az első példa dinitrogén-komplexre a [Ru(NH3)5(N2)]2+. Azonban érdekes megjegyezni, hogy az N2 ligandum hidrazin bomlásából származik, és nem szabad dinitrogén hozzákapcsolódásából. Ma már számos ilyen vegyület létezik, beleértve például: IrCl(N2)(PPh3)2; W(N2)2(Ph2PCH2CH2PPh2)2; és [(η5-C5Me4H)2Zr]22, η22-N2). Ezek a komplexek szemléltetik, hogy a dinitrogén hogyan kötődhet fémekhez a nitrogenáz enzimekben; illetve a Haber–Bosch-eljárás katalizátorában.[31] 2005-ben publikáltak egy katalitikus eljárást, amely molibdén-komplex és proton forrás jelenlétében ammóniává redukálja a nitrogént.[28]

A nitrogénvegyületek ipari célú előállításának kiinduló lépése a Haber-eljárás; amelyben a nitrogént N2 és H2 reakciójával kötik meg, vas(II, III)-oxid (Fe3O4) katalizátor jelenlétében körülbelül 500 °C-on, 200 atmoszféra nyomáson. A biológiai nitrogén megkötés a természetben élő cianobaktériumokban és a növények gyökerében szintén molekuláris nitrogénből állít elő ammóniát. A bioszférában lévő nitrogén zömének forrását jelentő reakciót vas- és molibdénatomokat tartalmazó nitrogenáz enzim komplex katalizálja; energiája (−20,5 kJ/mol) pedig az adenozin-trifoszfát (ATP), adenozin-difoszfátot és szervetlen foszfátot eredményező hidrolíziséből származik.[forrás?]

Előfordulása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A nitrogén a Föld légkörének leggyakoribb összetevője (a száraz levegő 78,082 térfogatszázaléka, és 75,3 tömegszázaléka nitrogén).[32] Ez a nagy koncentráció azonban nem tükrözi a nitrogén alacsony előfordulását a Föld összetételében, mert az elem nagy részét a Nap még a bolygó kialakulásának korai szakaszában elpárolgatta.

A nitrogén gyakori elem az univerzumban, tömeg szerint közelítőleg a hetedik leggyakoribb kémiai elem a galaxisunkban és a Naprendszerben. Az ottani előfordulásáról azt gondolják, hogy teljes egészében a szupernóvákban fuzionálódó hidrogén és szén eredményeképpen jön létre.[33] A Far Ultraviolet Spectroscopic Explorer segítségével csillagászok molekuláris nitrogént és nitrogénvegyületeket mutattak ki a csillagközi térben.[34]

Az elemi nitrogén, illetve a hidrogénnel és oxigénnel alkotott gyakori vegyületei illékonyságuk miatt, a Nap hője következtében gáz formában eltűntek a korai Naprendszer planetezimáljairól; így elvesztek a belső Naprendszer kőzetbolygói számára. A nitrogén ennélfogva viszonylag ritka elem e belső bolygókon, köztük a Föld egészén. Ebben a tekintetben a neonra emlékeztet, amely hasonló előfordulással bír a világegyetemben; ezzel szemben ritka elem a belső Naprendszerben. A nitrogén becslések szerint a földkéreg 30. leggyakoribb összetevője. Létezik néhány viszonylag ritka nitrogén ásvány, mint például a salétrom (kálium-nitrát), a Chile-i salétrom (nátrium-nitrát) és az ammónium-klorid; de még ezek is elsősorban kiszáradt óceáni ágyakból, mint koncentrátumok ismertek; mivel a természetben előforduló nitrogénvegyületek közül jobban oldódnak vízben.[forrás?] Hasonló történik a szintén meglehetősen ritka elem, a bór oldhatósága kapcsán is.

A nitrogén és vegyületei azonban sokkal gyakoribbak gáz formában azon bolygók és holdak légkörében, melyek elég nagyok ahhoz, hogy atmoszférájuk legyen.[35] Például, a molekuláris nitrogén nem csupán a Föld légkörének; hanem a szaturnuszi hold, a Titán sűrű légkörének is fő alkotórésze. Továbbá, köszönhetően a gravitáció visszatartó erejének alacsonyabb hőmérsékleten, a nitrogén és vegyületei értékelhető mennyiségben fordulnak elő a gázóriások légkörében.[36]

A nitrogén jelen van minden élő szervezetben, a fehérjékben, a nukleinsavakban, és más molekulákban. Jellemzően a növényi anyagok száraz tömegének körülbelül 4%-át, és az emberi test körülbelül 3%-át teszi ki. Jelentős összetevője az állati hulladéknak (például guanó), általában karbamid, húgysav, ammóniumvegyületek, és ezen nitrogéntartalmú termékek származékainak formájában található meg; melyek alapvető tápanyagai az összes olyan növénynek, melyek nem tudják megkötni a légköri nitrogént.[forrás?]

Felhasználása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Nitrogéngáz[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Kétatomos nitrogénmolekula (N2) renderelt képe

A nitrogéngáz nagyszámú alkalmazással rendelkezik, például inert gázként helyettesíti a levegőt ott, ahol az oxidáció nem kívánatos;[37] felhasználják:

  • Inert atmoszféra előállítására, tisztán vagy szén-dioxiddal keverve; hogy megőrizze a csomagolt vagy ömlesztett élelmiszerek frissességét (késlelteti az avasodást és egyéb oxidatív károsodásokat). A tiszta nitrogént, mint élelmiszer-adalékanyagot az Európai Unió az E941-es E-számmal jelöli..[38]
  • A hagyományos izzólámpákban, mint az argon olcsó alternatívája.[39]
  • Elektronikus alkatrészek, mint például tranzisztorok, diódák, és integrált áramkörök gyártásához.[forrás?]
  • Szárítva és nyomás alá helyezve, dielektrikum gázként használják nagyfeszültségű berendezésekben.[forrás?]
  • Rozsdamentes acél gyártásához.[40]
  • Katonai repülőgépek üzemanyag-rendszerében, hogy csökkentsék a tűzveszélyt.[forrás?]
  • Tűzveszélyes folyadékokkal töltött tartályok tetején, biztonsági intézkedésként (nitrogén-párna).
  • Közúti és légi járművek gumiabroncsainak töltésére.[41]
  • Az üzemelés körülményei között nem cseppfolyósodó inert gáztöltetként, például légrugókban, tűzoltó palackokban.
  • Ammóniagyártáshoz:
\mathrm{N_2\ +\ 3\ H_2\ \leftrightarrow\ 2\ NH_3}

A nitrogént a kémiai analízisben is elterjedten alkalmazzák a minták előkészítésekor. Arra használják, hogy töményítsék és csökkentsék a folyadék minták térfogatát. A nyomás alatt lévő nitrogéngázt merőlegesen a folyadék felszínére irányítva, lehetővé válik, hogy az oldószer elpárologjon, miközben az oldott anyag(ok) hátramaradnak.[42]

Cseppfolyós nitrogén[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Folyékony nitrogén kitöltése

A cseppfolyós nitrogén egy kriogén folyadék. Légköri nyomáson −195,8 °C-on forr. Ha megfelelő tartályban, például termoszban szigetelik el, jelentős párolgási veszteség nélkül elszállítható.[43]

A szárazjéghez hasonlóan a folyékony nitrogént főleg hűtőközegként használják fel. Többek között vér, reproduktív sejtek (sperma és petesejt), illetve egyéb biológiai minták és anyagok krioprezervációjára használható fel.[44] A krioterápia során klinikailag a bőrön alkalmazzák, hogy eltávolítsák a cisztákat és szemölcsöket.[45] Bizonyos laboratóriumi berendezésekben a hidegcsapdákban alkalmazzák, illetve felhasználják röntgendetektorok vagy infravörös érzékelők hűtésére. Alkalmazzák órajelnél gyorsabban működtetett számítógépek központi feldolgozóegységeinek és egyéb eszközeinek hűtésére, melyek a normál működésnél több hőt termelnek.[46]

Nitrogénvegyületek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A nitrogén összekapcsolása, illetve megkötése a modern ipari kémia legfontosabb jellemzője. A nitrogénből és a földgázból a Haber–Bosch-eljárással ammónia állítható elő. Az ammónia egyrészt közvetlenül felhasználható (elsősorban műtrágyaként és nitro-műtrágyák előállítására);[13] másrészt más fontos anyagok – beleértve a robbanóanyagokat is – prekurzoraként, az Ostwald-eljárással előállított salétromsav útján.[37]

A salétromsav szerves és szervetlen sói történelmileg fontos, és kényelmes tárolói voltak a kémiai energiának. Ezek közé fontos vegyületek tartoznak, így például a kálium-nitrát (amit a lőporban használtak)[47] és az ammónium-nitrát, amely fontos műtrágya[32] és robbanóanyag (lásd ANFO). Egyéb különböző nitrált szerves vegyületek, mint a nitroglicerin, a trinitrotoluol,[47] és a nitro-cellulóz[48] robbanóanyagokként és a modern lőfegyverek hajtóanyagaiként használatosak. A salétromsavat oxidálószerként használják a folyékony üzemanyagú rakétákban. A hidrazin és származékai rakéta-üzemanyagokként és hajtógázokként használhatóak fel. A legtöbb ilyen vegyület instabilitását és robbanásra illetve égésre való hajlamát az okozza, hogy a nitrogén oxidként, és nem a sokkal stabilabb nitrogén molekulaként (N2) van jelen, amely ezen vegyületek termikus bomlásának eredménye. Amikor a nitrátok elégnek, vagy felrobbannak, a kialakuló dinitrogén-molekula erős hármas kötése termeli a legtöbb energiát a reakció során.

A nitrogén összetevője minden nagyobb gyógyszer-osztály molekuláinak a farmakológiában és az orvostudományban. A dinitrogén-oxidot (N2O) a 19. század elején fedezték fel, mint részleges érzéstelenítő, habár azt csak később használták műtéti érzéstelenítésre. Kéjgáznak nevezték, és úgy találták, hogy belégzése a részegséghez hasonlító állapotot idéz elő. Egyéb említésre méltó nitrogéntartalmú gyógyszerek a növényi alkaloidokból származó drogok, mint például a morfin (sok alkaloida létezik, melyről ismert, hogy farmakológiai hatású; egyes esetekben ezek a növény ragadozókkal szembeni természetes kémiai védelmét szolgálják). A nitroglicerin és a nitroprusszid ismert vérnyomás- és a szívműködés-szabályzók, melyek a nitrogén-monoxid hatását utánozzák.

Vegyületei[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A nitrogén legfontosabb semleges hidridje az ammónia (NH3), noha a hidrazint (N2H4) is gyakran alkalmazzák. Az ammónia 6 nagyságrenddel bázikusabb, mint a víz. Oldatban ammónium-iont (NH4+) képez. A folyékony ammónia (forráspontja 240 K) amfoter anyag (azaz kijelzi a Brønsted-Lowry féle savas vagy bázikus jelleget is), ezenfelül amid ionokat képez (NH2). Amid és nitrid (N3−) sók is ismertek, de ezek vízben lebomlanak. Az ammónia alkil-vegyületekkel egy-, két-, három- illetve négyszeresen szubsztituált vegyületei az aminok. A négyszeresen szubsztituált, úgynevezett kvaterner aminok kereskedelmileg és biológiailag is egyaránt jelentősek; mindemellett mivel a négy szubsztituens egy pozitív töltésű nitrogénatomot eredményez, így ezek egyben vízben oldható, vagy legalábbis amfoter vegyületek.[forrás?]

A nitrogén anionok (negatív töltésű ionok) másik nagy csoportja a mérgező azidok (N3). Az azidok lineáris molekulák, és bár elektronszerkezetük a szén-dioxidhoz hasonló, de a szervezetben a cianidokhoz hasonló módon kötődnek a vas-tartalmú enzimekhez. Egy másik, azonos szerkezetű molekula a színtelen és viszonylag inert altatógáz, a dinitrogén-oxid (dinitrogén-monoxid, N2O), más néven kéjgáz. Ez a vegyület a különböző nitrogén-oxidok egyike, mely családot gyakran NOx-ként rövidítik. A nitrogén-monoxid (NO) egy természetes szabad gyök, amelyet növények és állatok egyaránt használnak a jelátvitel során; például értágulatkor (vazodilatáció) a vérerek simaizom-szöveteinek elernyedését okozza. A vöröses színű, és mérgező nitrogén-dioxid (NO2) párosítatlan elektront tartalmaz; illetve fontos összetevője a szmognak. A párosítatlan elektront tartalmazó nitrogén vegyületek hajlamosak a dimerizációra (így párosíva az elektronjaikat), és általában véve nagyon reaktívak. A kapcsolódó savak a salétromossav HNO2, és a salétromsav HNO3; sóik a nitritek és a nitrátok.

A többi oxid, mint például a dinitrogén-trioxid (N2O3), a dinitrogén-tetroxid (N2O4), illetve a dinitrogén-pentoxid (N2O5), nem stabil, és robbanásveszélyes; amely egyenes következménye az N2 kémiai stabilitásának. Szinte mindegyik hipergol-hajtóanyagú rakéta N2O4 használ oxidálószerként; ezek üzemanyagai a hidrazin különböző származékai, melyek szintén nitrogénvegyületek. Ezeket a rakéta-hajtóműveket széles körben használták, a Space Shuttle-n és az Apollo-program rakétáin, mert e hajtóanyagok szobahőmérsékleten folyadékok, és külön gyújtó-rendszer nélkül, érintkezéskor begyulladnak; ez lehetővé teszi a pontosan szabályzott égést. Néhány rakéta, mint a Titan II és az Ariane 1-4 is hipergol üzemanyagokat használ, bár a trend távolodik ezektől költségvetési és a biztonsági okok miatt. Az N2O4 a salétromsav (HNO3) előállításának köztes terméke, és egy meglehetősen erős oxidálószer.

A nitrogén figyelemre méltó azokról a robbanásszerűen instabil vegyületekről, amelyek belőle állíthatóak elő. A nitrogén-trijodid (NI3) egy rendkívül érzékeny robbanóanyag. A nitrocellulóz, amelyet cellulóz salétromsavval történő nitrálásával állítanak elő, lőgyapot néven is ismert. A glicerin nitrálásával gyártható nitroglicerin a dinamit veszélyesen instabil robbanásveszélyes összetevője. A hozzá képest stabilabb, de kevésbé erős robbanóanyag, a trinitrotoluol (TNT) az a standard robbanóanyag, amelyhez a nukleáris robbantások erejét mérik.[49]

A nitrogén szerves vegyületekben is megtalálható. A gyakori nitrogéntartalmú funkciós csoportok közé tartoznak: az aminok, az amidok, a nitro-csoportok, az iminek, és az enaminok. Egy vegyi anyag nitrogén tartalmát a Kjeldahl-módszerrel lehet meghatározni.

Biológiai szerepe[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A nitrogén nélkülözhetetlen építőköve az amino- és nukleinsavaknak, melyek alapvető fontosságúak a földi élet számára.[32]

A légkörben lévő elemi nitrogént közvetlenül nem tudják felhasználni sem a növények, sem az állatok; át kell alakítani (meg kell kötni) megfelelő állapotba, hogy hasznos legyen a magasabb rendű növények és állatok számára. A csapadék gyakran tartalmaz jelentős mennyiségű ammóniumiont és nitrátot, melyről azt gondolják, hogy a villámlás, illetve egyéb légköri elektromos jelenségek nitrogén megkötésének eredménye.[50] Ezt először Liebig javasolta 1827-ben, majd később megerősítették.[50] Mivel azonban az erdő lombkoronája a légköri nitráthoz képest jobban megtartja az ammóniumionokat, a kötött nitrogén többsége nitrátként éri el a talaj felszínét a fák alatt. A fa gyökerei ezzel szemben előnyösebben asszimilálják a talaj-nitrátokat, mint a talajbeli ammóniumionokat.[51]

Egyes különleges baktériumok (pl.: rhizobium trifolium) rendelkeznek nitrogenáz enzimmel, amely ammóniumion formájában megköti a légköri nitrogént, így kémiailag hasznossá alakítja a magasabb rendű szervezetek számára. Ehhez a folyamathoz nagy mennyiségű energia és anoxiás körülmények szükségesek. Ezek a baktériumok képesek szabadon élni a talajban (pl.: azotobacter), de általában egy szimbiotikus kapcsolatban élnek a hüvelyes növények (pl.: lóhere (trifolium), vagy szójabab (glycine max.)) gyökérgumóival. A nitrogén-megkötő baktériumok szintén szimbiózisban élnek számos független növényfajjal is, például az égerrel (Alnus), a zuzmókkal, a kazuárfával (Casuarina), a májmohákkal, és az óriáslapuval (Gunnera).[52]

A szimbiotikus kapcsolat részeként a növény a megkötött ammóniumionokat nitrogén-oxidokká és aminosavakká alakítja, hogy fehérjéket és más molekulákat (például alkaloidokat) képezzen belőlük. Mindezért cserébe a növény cukrot juttat (szekretál) a szimbióta baktériumoknak.[52] A hüvelyesek anaerob (oxigénmentes) környezetet tartanak fenn a nitrogén-megkötő baktériumok számára.[forrás?]

A növények képesek asszimilálni a nitrogén közvetlenül nitrátok formájában is, melyek jelen lehetnek a talajban természetes ásványok, műtrágyák, állati hulladék, vagy szerves bomlás (nem kifejezetten a növényhez kapcsolódó baktériumok termékeként) formájában. Az ilyen módon elnyelt nitrátok először nitritekké alakulnak a nitrát reduktáz enzim hatására; majd a nitrit reduktáz enzim ammóniává alakítja őket.[52]

A nitrogén vegyületek az állati biológia alap építőkövei is egyben. Az állatok növényi eredetű nitrogéntartalmú aminosavakat használnak kiindulási anyagként a nitrogén-biokémiájukhoz, beleértve a fehérjék és nukleinsavak gyártását is. A növényeken táplálkozó rovarok függenek az étrendjükben szereplő nitrogéntől, oly módon, hogy a növényre szórt nitrogén-műtrágya mennyiségének változtatása kihatással van a növényből táplálkozó rovarok szaporodási ütemére.[53]

Az oldható nitrátok fontos korlátozó tényezői bizonyos, az óceán vizein élő baktériumok szaporodásának.[54] Sok helyen a világon, a termőföldeken alkalmazott műtrágyázás eredményeképpen az elfolyó oldható nitrogén a folyótorkolatoknál az óceánokba jut. Ez a folyamat a vizek eutrofizációját eredményezheti, mivel a nitrogénalapú baktériumok elszaporodása kimeríti víz oxigéntartalmát, míg végül a magasabbrendű organizmusok elpusztulnak. A szennyező folyamatok miatt jól ismert „holt zóna” a Mexikói-öböl partvidéke, és a Fekete-tenger.[forrás?]

Sok tengeri hal nagy mennyiségű trimetilamin-oxidot állít elő, hogy megvédje őket a környezetük erős ozmotikus hatásai ellen; ennek a vegyületnek a dimetilaminná alakulása felelős a nem-friss tengeri halak korai szagáért.[55] Az állatokban, az aminosavakból származó nitrogén-monoxid (NO) szabad gyökök, fontos szabályozó molekulák a keringésben.[54]

A nitrogén-monoxid vízzel való gyors reakciója az állatokban nitrit anyagcseretermékek termelődését eredményezi. Az állatok nitrogén anyagcseréje a fehérjékben általában karbamid kiválasztását; míg a nukleinsavakban karbamid és húgysav kiválasztását eredményezi. A bomló állati hús jellegzetes szagát hosszú szénláncú, nitrogén-tartalmú aminok keletkezése okozza; mint például a putreszcin és kadaverin, melyek az ornitin és lizin - aminosavak - illetve a pusztuló fehérjék bomlástermékei.[56]

Az organizmusok hulladékai és bomlástermékei előállítanak ugyan kis mennyiségű nitrátot, de a nitrogéntartalom nagyrésze végül molekuláris nitrogén formájában visszatér a légkörbe. A nitrogén körforgása a légkörből az organizmusokba, majd onnan vissza: a nitrogén ciklus.[52]

Biztonság[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Nitrogéngáz gyors felszabadulása zárt térben kiszoríthatja az oxigént, következésképpen a fulladás veszélye áll fenn. Elképzelhető néhány figyelmeztető tünet, mivel az emberi karotid test (glomus caroticum) egy viszonylag lassú és rossz oxigénhiány (hypoxia) érzékelő rendszer.[57] Hasonló eset történt röviddel az első Space Shuttle űrsikló-misszió fellövése előtt 1981-ben, amikor két technikus elvesztette az eszméletét (és egyikük meghalt), mert beléptek az űrsikló mobil indítóállványának egy kamrájába, amely tűzvédelmi elővigyázatosságból tiszta nitrogénnel volt nyomás alá helyezve.[forrás?]

Amikor az ember magas parciális nyomású nitrogént lélegez be (magasabb, mint kb. 4 bar; búvárkodás esetén 30 méter alatti mélységben tapasztalható) a gáz érzéstelenítő szerként kezd hatni. Ez nitrogén narkózishoz vezethet, amely egy átmeneti, félig altatott agykárosító állapot, hasonló ahhoz, amit a dinitrogén-oxid okoz.[58][59]

A nitrogén emellett feloldódik a véráramban és a test zsírszöveteiben. A gyors dekompresszió (túl gyorsan felemelkedő búvárok, vagy kabin nyomásról szkafander nyomásra túl hamar áttérő űrhajósok esetén) egy potenciálisan végzetes állapothoz vezethet, amelyet keszonbetegségnek (másik nevén dekompressziós betegség) neveznek; mely során nitrogén buborékok keletkeznek a véráramban, az idegekben, ízületekben, és egyéb érzékeny vagy fontos területeken.[60][61] Egyéb inert gázok (a szén-dioxidon és az oxigénen kívül) használata azonos hatású buborékokat eredményez, így a nitrogén, mint gázkeverék lecserélése megakadályozza ugyan a nitrogén narkózis kialakulását, de nem akadályozza meg a dekompressziós betegséget.[62]

A folyékony nitrogénnel való közvetlen érintkezés súlyos fagyási sérüléseket okoz. Ez a folyékony nitrogén formájától függően vagy azonnal az érintkezéskor, vagy néhány másodperccel azt követően következik be. Az ömlesztett folyékony nitrogén kevésbé gyors fagyást okoz, mint egy permetnyi nitrogén-köd (melyet a dermatológiai gyakorlatban bizonyos bőrelváltozások lefagyasztására használnak). A nitrogénnel átitatódott anyagok általi extra felület is fontos szereppel bír; az átitatódott ruházat vagy pamut sokkal gyorsabb fagyást eredményez, mintha a folyadék közvetlenül a bőrre kerülne. A csupasz bőr, és a folyékony nitrogén cseppek közti „teljes” érintkezést ugyanis a Leidenfrost-hatás következtében létrejött szigetelő gázréteg megakadályozza. Ez a jelenség néhány másodpercnyi védelmet biztosít a fagyás ellen. Azonban a bőrön, vagy a szöveteken alkalmazott nitrogén-permet megkerüli ezt a hatást, és emiatt helyileg azonnali fagyási sérülést okoz.

Bizonyos esetekben, biztonsági okokból oxigén-érzékelőket alkalmaznak, ha zárt térben kell folyékony nitrogénnel dolgozni, így időben figyelmeztetni lehet a munkásokat a gázszivárgásra.[63]

Jegyzetek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  1. Current Table of Standard Atomic Weights in Order of Atomic Number. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights – Commission II.I of the International Union of Pure and Applied Chemistry, 2013. (Hozzáférés: 2013. október 13.)
  2. ^ a b c Szõkefalvi-Nagy Zoltán: A magyar kémiai szaknyelv kialakulása. (Hozzáférés: 2013. január 28.)
  3. Kislexikon.hu: Azót. (Hozzáférés: 2013. január 28.)
  4. Lavoisier, Antoine Laurent. Elements of chemistry, in a new systematic order: containing all the modern discoveries. Courier Dover Publications (1965). ISBN 0-486-64624-6 
  5. (1932.) „The discovery of the elements. IV. Three important gases”. Journal of Chemical Education 9 (2), 215. o. DOI:10.1021/ed009p215.  
  6. Elements of Chemistry, trans. Robert Kerr (Edinburgh, 1790; New York: Dover, 1965), 52.
  7. Online Ethymology Dictionary: Nitrogen. (Hozzáférés: 2013. január 28.)
  8. Lord Rayleigh's Active Nitrogen. Lateralscience.co.uk. Retrieved on 2011-10-26.
  9. Reich, Murray, Kapenekas, Harry (1957.). „Nitrogen Purfication. Pilot Plant Removal of Oxygen”. Industrial & Engineering Chemistry 49 (5), 869–873. o. DOI:10.1021/ie50569a032.  
  10. ^ a b (1967.) „Analysis for nitrite by evolution of nitrogen: A general chemistry laboratory experiment”. Journal of Chemical Education 44 (8), 475. o. DOI:10.1021/ed044p475.  
  11. (2004.) „Polymerization of nitrogen in sodium azide”. The Journal of Chemical Physics 120 (22), 10618–10623. o. DOI:10.1063/1.1718250. PMID 15268087.  
  12. szerk.: Lide, D. R.: CRC Handbook of Chemistry and Physics, 84th, Boca Raton, FL: CRC Press (2003) 
  13. ^ a b Gray, Theodore. The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe. New York: Black Dog & Leventhal Publishers (2009). ISBN 978-1-57912-814-2 
  14. Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth–Heinemann (1997). ISBN 0080379419 
  15. (2006.) „A comparison of liquid nitrogen and liquid helium as cryogens for electron cryotomography”. Journal of Structural Biology 153 (3), 231–240. o. DOI:10.1016/j.jsb.2005.12.004. PMID 16427786.  
  16. A new molecule and a new signature – Chemistry – tetranitrogen. Science News, 2002. február 16. (Hozzáférés: 2007. augusztus 18.)
  17. Polymeric nitrogen synthesized”, physorg.com, 2004. augusztus 5. (Hozzáférés ideje: 2009. június 22.) 
  18. Fabian, J. and Lewars, E. (2004.). „Azabenzenes (azines) — The nitrogen derivatives of benzene with one to six N atoms: Stability, homodesmotic stabilization energy, electron distribution, and magnetic ring current; a computational study”. Canadian Journal of Chemistry 82 (1), 50–69. o. DOI:10.1139/v03-178.  
  19. Muir, B.: Cubane
  20. Ujwala N. Patil, Nilesh R. Dhumal and Shridhar P. Gejji. „Theoretical studies on the molecular electron densities and electrostatic potentials in azacubanes”, 27-32. oldal 
  21. ^ a b c G. Audi, A. H. Wapstra, C. Thibault, J. Blachot and O. Bersillon (2003.). „The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties”. Nuclear Physics A 729, 3–128. o. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001.  
  22. Stable Isotopes and Biosphere - Atmosphere Interactions: Processes and Biological Controls, 74–75. o (2004. december 15.). ISBN 9780080525280 
  23. Atomic Weights and Isotopic Compositions for Nitrogen. NIST. (Hozzáférés: 2013. május 22.)
  24. ^ a b Neeb, Karl Heinz. The Radiochemistry of Nuclear Power Plants with Light Water Reactors. Berlin-New York: Walter de Gruyter (1997). ISBN 3-11-013242-7 
  25. (1943.) „Absorption Spectrum of N2 in the Extreme Ultraviolet”. Physical Review 64 (7–8), 207. o. DOI:10.1103/PhysRev.64.207.  
  26. Mignone C, Pierce-Price (2010.). „The ALMA Observatory: the sky is only one step away.”. Science in School (15), 44-49. o.  
  27. National Aeronautics and Space Administration, Science Mission Directorate: Ultraviolet Waves, 2010. (Hozzáférés: 2013. január 30.)
  28. ^ a b Schrock, R. R. (2005.). „Catalytic Reduction of Dinitrogen to Ammonia at a Single Molybdenum Center”. Acc. Chem. Res. 38 (12), 955–962. o. DOI:10.1021/ar0501121. PMID 16359167.  
  29. NOX - Nitrogén-oxidok. (Hozzáférés: 2013. január 29.)
  30. Fürst Zsuzsanna (1999. 05). „A nitrogén-monoxid”. Természet Világa 130 (4), 146–151. o. Hozzáférés ideje: 2013. január 29.  
  31. Fryzuk, M. D. and Johnson, S. A. (2000.). „The continuing story of dinitrogen activation”. Coordination Chemistry Reviews 200–202, 379. o. DOI:10.1016/S0010-8545(00)00264-2.  
  32. ^ a b c Emsley, p. 360
  33. Croswell, Ken. Alchemy of the Heavens. Anchor (1996. February). ISBN 0-385-47214-5 
  34. Meyer, Daved M.; Cardelli, Jason A.; Sofia, Ulysses J. (1997.). „Abundance of Interstellar Nitrogen”. The Astrophysical Journal 490, L103–L106. o. DOI:10.1086/311023.  
  35. Megjegyzés: a kisebb sziklás holdak és bolygók légkörében a nitrogén és vegyületei jóval gyakoribbak a neonnál, mivel illékonyságuk a neonénál kisebb.
  36. Hamilton, Calvin J.: Titan (Saturn VI). Solarviews.com. (Hozzáférés: 2007. december 24.)
  37. ^ a b Emsley, p. 364
  38. (2002.) „Food Additives in Europe 2000”, 591. o.  
  39. szerk.: Harding, Charlie: Elements of the p Block. Cambridge: Royal Society of Chemistry (2002). ISBN 978-0-85404-690-4 
  40. Gavriliuk, V. G.; Berns, Hans. High nitrogen steels: structure, properties, manufacture, applications. Springer (1999). ISBN 3-540-66411-4 
  41. Why don't they use normal air in race car tires?. Howstuffworks. (Hozzáférés: 2006. július 22.)
  42. Kemmochi, Y (2002.). „Centrifugal concentrator for the substitution of nitrogen blow-down micro-concentration in dioxin/polychlorinated biphenyl sample preparation”. Journal of Chromatography A 943 (2), 295–297. o. DOI:10.1016/S0021-9673(01)01466-2. PMID 11833649.  
  43. Kaganer (1967.). „Vessels for the storage and transport of liquid oxygen and nitrogen”. Chemical and Petroleum Engineering 3 (12), 918–922. o. DOI:10.1007/BF01136404.  
  44. Index: Mínusz 200 fokon tárolják az őssejteket, 2013. január 23. (Hozzáférés: 2013. január 30.)
  45. Ahmed I, Agarwal S, Ilchyshyn A, Charles-Holmes S, Berth-Jones J (2001. May). „Liquid nitrogen cryotherapy of common warts: cryo-spray vs. cotton wool bud”. Br. J. Dermatol. 144 (5), 1006–9. o. DOI:10.1046/j.1365-2133.2001.04190.x. PMID 11359389.  
  46. Kent, Allen; Williams, James G.. Encyclopedia of Computer Science and Technology, Volume 30. CRC Press (1994). ISBN 0-8247-2283-3 
  47. ^ a b Emsley, p. 362
  48. Cleveland, David (2002) "Don't Try This at Home: Some Thoughts on Nitrate Film, With Particular Reference to Home Movie Systems" in Roger Smither and Catherine Surowiec (eds.), This Film is Dangerous: A Celebration of Nitrate Film, Brussels, FIAF, ISBN 978-2-9600296-0-4, p. 196
  49. Häring, Heinz-Wolfgang. Industrial Gases Processing. John Wiley & Sons, 243–. o (2008. augusztus 26.). ISBN 978-3-527-62125-5. Hozzáférés ideje: 2012. január 2. 
  50. ^ a b Rakov, Vladimir A.. Lightning: Physics and Effects. Cambridge University Press (2007). ISBN 978-0-521-03541-5 
  51. Vertical Distribution of Roots and Soil Nitrate: Tree Species and Phosphorus Effects62 (1), 280–286. o, Kiadó: Soil Science Society of America Journal. Hozzáférés ideje: 2013. január 2.  
  52. ^ a b c d Bothe, Hermann; Ferguson, Stuart John; Newton, William Edward. Biology of the nitrogen cycle. Elsevier (2007). ISBN 0-444-52857-1 
  53. Jahn, G.C. (2005.). „Effect of nitrogen fertilizer on the intrinsic rate of increase of the rusty plum aphid, Hysteroneura setariae (Thomas) (Homoptera: Aphididae) on rice (Oryza sativa L.)”. Environmental Entomology 34 (4), 938–943. o. DOI:10.1603/0046-225X-34.4.938.  
  54. ^ a b Knox, G. A.. Biology of the Southern Ocean. CRC Press (2007). ISBN 0-8493-3394-6 
  55. Nielsen, M. K.; Jørgensen, B. M. (2004. Jun). „Quantitative relationship between trimethylamine oxide aldolase activity and formaldehyde accumulation in white muscle from gadiform fish during frozen storage”. Journal of Agricultural and Food Chemistry 52 (12), 3814–3822. o. DOI:10.1021/jf035169l. PMID 15186102.  
  56. Vickerstaff Joneja, Janice M.. Digestion, diet, and disease: irritable bowel syndrome and gastrointestinal function. Rutgers University Press (2004). ISBN 0-8135-3387-2 
  57. Biology Safety – Cryogenic materials. The risks posed by them. University of Bath. (Hozzáférés: 2007. január 3.)
  58. Fowler, B, Ackles, KN; Porlier, G (1985.). „Effects of inert gas narcosis on behavior—a critical review”. Undersea Biomed. Res. 12 (4), 369–402. o. PMID 4082343. Hozzáférés ideje: 2008. szeptember 21.  
  59. Rogers, W. H.; Moeller, G. (1989.). „Effect of brief, repeated hyperbaric exposures on susceptibility to nitrogen narcosis”. Undersea Biomed. Res. 16 (3), 227–32. o. PMID 2741255. Hozzáférés ideje: 2008. szeptember 21.  
  60. Acott, C. (1999.). „A brief history of diving and decompression illness”. South Pacific Underwater Medicine Society Journal 29 (2). Hozzáférés ideje: 2008. szeptember 21.  
  61. Kindwall, E. P., A. Baz; E. N. Lightfoot; E. H. Lanphier; A. Seireg. (1975.). „Nitrogen elimination in man during decompression”. Undersea Biomed. Res. 2 (4), 285–97. o. PMID 1226586. Hozzáférés ideje: 2008. szeptember 21.  
  62. US Navy Diving Manual, 6th revision. United States: US Naval Sea Systems Command (2006). Hozzáférés ideje: 2008. április 24. 
  63. Liquid Nitrogen – Code of practice for handling. United Kingdom: Birkbeck, University of London (2007). Hozzáférés ideje: 2012. február 8. 

Források[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Ez a szócikk részben vagy egészben a Nitrogen című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

További információk[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Kapcsolódó szócikkek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]